doc - ChidS
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Angela Herrmann Ockershäuser Allee 5 35037 Marburg Hinweis: Dieses Protokoll stammt von der Seite www.chids.de (Chemie in der Schule). Dort können unterschiedliche Materialien für den Schulunterricht heruntergeladen werden, unter anderem hunderte von Experimentalvorträgen so wie der vorliegende: http://www.chids.de/veranstaltungen/uebungen_experimentalvortrag.html Experimentalvortrag Anorganik WS 2007/08 Metalloxide 1 Inhaltsverzeichnis: 1. Einführung ……………………………………………………..Seite 03 2. Darstellung 2.1. Darstellung aus Carbonaten (am Beispiel von Calcium) .Seite 06 2.2. Darstellung aus den Metallen mit Oxidationsmitteln ……...Seite 08 2.3. Darstellung aus den Metallsalzen .………………………….Seite 11 2.4. Feuerwerke 2.5. Darstellung durch Entwässern der Metallhydroxide ...……Seite 13 2.6. Darstellung durch Reinigung von natürlich vorkommenden ………………………………………………Seite 12 Metalloxiden (Bsp. TiO2) ..………………………………..Seite 13 3. Verwendung ………………………………………………Seite 15 3.1. Titandioxid 3.2. Aluminothermie 3.3. Stromquellen ……………………………………………….Seite 21 3.4. Glasindustrie ……………………………………………….Seite 25 ………………………………………..Seite 17 4. Schulrelevanz und didaktische Analyse ..………………………....Seite 28 5. Anhang 5.1. Literaturangaben ..………………………………………Seite 31 5.2. R- und S-Sätze der verwendeten Chemikalien ………..........Seite 31 2 1. Einführung Wenn man zunächst einen kurzen Blick auf das Periodensystem wirft, zeigt sich, dass das Thema Metalloxide sehr weitläufig ist. Da sind die Alkali- und Erdalkalielemente, die Elemente der Nebengruppen und Aluminium, Gallium, Indium, Thallium, Zinn, Blei und Bismut. Die Eigenschaften der entsprechenden Metalloxide sind sehr unterschiedlich, deswegen werde ich vor allem auf die Bildung und Verwendung der Metalloxide eingehen, dies wird mir auf Grund der Vielfalt nur exemplarisch möglich sein. Vor allem die Verwendung der Metalloxide ist sehr weitreichend: Von A wie Anstrichfarbe bis Z wie Zahnpasta. In der Natur kommen viele verschiedene Metalloxide vor, hier seien nur ein paar genannt: Tonerde: Aluminiumtrioxid (Al2O3), bei „Verunreinigungen“ mit Cr3+ bzw. Fe2+, Fe3+, Ti4+ entstehen die Edelsteine Rubin bzw. Saphir. Saphir 3 Zinnstein: Zinndioxid (SnO2) Massicotit: Blei(II)oxid (PbO) Rutil: Titandioxid (TiO2) Cuprit Cuprit: Kupfer(I)oxid (Cu2O) Vor allem die Elemente der Nebengruppen bilden Oxide mit unterschiedlichen Oxidationszahlen, hier zwei Beispiele: Eisen: kommt als Magnetit (Fe3O4), Roteisenstein (Fe2O3) und Brauneisenstein (Fe2O3∙nH2O) vor. Roteisenstein Mangan: kommt als Pyrolusit (MnO2) und als Hausmannit (Mn3O4) vor. Pyrolusit Zu den verschiedenen Oxidationsstufen der Metalle kann man einen schönen Versuch durchführen. In diesem Fall untersucht man die verschiedenen Bleioxide: Versuch 1: Deutschlandfahne – chemisch Chemikalie: Bleidioxid Geräte: Schwerschmelzbares Reagenzglas, Reagenzglasklammer, Bunsenbrenner, Feuerzeug, Spatel Durchführung: Man befüllt das Reagenzglas etwa 3 cm hoch mit Bleidioxid und erhitzt dann in der Bunsenbrennerflamme. Dabei muss das Reagenzglas senkrecht in die Flamme gehalten werden. Wenn das Bleidioxid aus dem Reagenzglas zu treiben droht, klopft man es vorsichtig mit dem Spatel wieder nach unten. Es wird so lange erhitzt, bis das untere Drittel des Bleidioxids glüht. Dann wird das Reagenzglas aus der Flamme genommen und abkühlen gelassen. 4 Beobachtung: Nach dem Abkühlen erhält man eine „Deutschlandfahne“. Die oberste Schicht ist schwarz, die mittlere rot bis orangerot und die unterste Schicht ist gelb. Reagenzglas nach dem Abkühlen Entsorgung: Die entstandenen Feststoffe werden in den Feststoffmüll entsorgt (inklusive Reagenzglas). Auswertung: Durch das Erhitzen wird Blei(IV) zu Blei(II) reduziert, gleichzeitig wird das Oxidion zu elementarem Disauerstoff oxidiert, der das Bleidioxid aus dem Reagenzglas heraus treibt. Bei sehr hohen Temperaturen (also in der Schmelze) ist die Reduktion vollständig, es entsteht Bleiglätte (gelb). Bei niedrigeren Temperaturen findet die Reduktion nur teilweise statt und es entsteht Mennige (rot). Bei der schwarzen Schicht liegt immer noch Bleidioxid vor, hier hat die Temperatur für die Reduktion nicht ausgereicht. +4 -2 +2/+4 0 Stufe I: 3 PbO2 (s) Pb3O4 (s) + O2 (g) ↑ schwarz rot +2/+4 +2 Stufe II: 2 Pb3O4 (s) 6 PbO (s) + O2 (g) ↑ gelb Mennige und Bleiglätte wurden früher als Farben verwendet, heute verzichtet man aber wegen ihrer Giftigkeit auf sie. Mennige hatte zudem die nützliche Eigenschaft eines Rostschutzmittels, und wurde deshalb oft für das Streichen von Schiffsrümpfen und Brücken verwendet (zum Beispiel erhielt die Golden Gate Bridge in San Francisco dadurch ihre typische Farbe). Dabei ist zu sagen, dass nicht Mennige selbst das Rostschutzmittel ist, sondern Bleiseife, die durch das Anrühren von Leinöl mit Mennige entsteht. Bleiglätte wird zudem auch für Bleigläser verwendet. Da Bleidioxid ein gutes Oxidationsmittel ist, fand es früher Verwendung in Feuerwerkskörpern und in Streichhölzern, die man an jeder Oberfläche zünden kann. Heute wird Bleidioxid vor allem für Bleiakkumulatoren benutzt, die als Autobatterie dienen. Darauf wird später noch einmal genauer eingegangen. 5 2. Darstellung Man kann grundsätzlich fünf verschiedene Darstellungsarten für Metalloxide unterscheiden: 1. Thermische Zersetzung der Carbonate 2. Reduktion der Metalle mit Hilfe von Oxidationsmitteln 3. Aus Metallsalzen 4. Durch Entwässern der Metallhydroxide 5. Durch Reinigung natürlich vorkommender Metalloxide 2.1. Darstellung aus Carbonaten (am Beispiel von Calcium) Metalloxide erhält man durch Erhitzen der entsprechenden Metallcarbonate, dabei wird Kohlendioxid freigesetzt. Im Fall von Calcium wird Kalk (Ca(CO3)) erhitzt und man erhält CaO (gebrannten Kalk): Ca(CO3) (s) CaO (s) + CO2 (s) Calciumoxid findet in der Mörtelindustrie Verwendung, dafür wird der gebrannte Kalk zunächst mit Wasser versetzt. Dabei entsteht Ca(OH)2 (gelöschter Kalk): CaO (s) + H2O Ca(OH)2 (s) Der gelöschte Kalk wird dann abfiltriert und getrocknet. Mischt man ihn mit Sand und Wasser zu einer zähen Masse an, erhält man den so genannten Luftmörtel. Hier reagiert Calciumhydroxid mit dem Kohlendioxid der Luft zu Calciumcarbonat: Ca(OH)2 (aq) + CO2 (g) Ca(CO3) (s) + H2O Dies habe ich in einem Demonstrationsversuch durchgeführt: 6 Demo 1: Luftmörtel Chemikalien: Calciumhydroxid Wasser Sand Quelle: http://www.nakomm.de/Poraver/images/Moertel_72.jpg Geräte: Kunststoffbecher, Alufolie, Spatel, Waage, Trockenschrank Durchführung: Man mischt 20 g Sand mit 5 g Calciumhydroxid. Dazu gibt man portionsweise Wasser bis eine zähflüssige Masse entsteht. Diese Masse gibt man nun auf die Alufolie und lässt das Ganze bei 100 °C im Trockenschrank etwa 10 min vortrocknen und lässt es dann über Nacht stehen. Beobachtung: Die Masse härtet über Nacht aus und es entsteht ein poröser Klumpen. Entsorgung: Der entstandene Luftmörtel wird in die Feststofftonne entsorgt. Auswertung: Calciumhydroxid reagiert mit Kohlendioxid aus der Luft zu festem Calciumcarbonat. Ca(OH)2 (aq) + CO2 (g) CaCO3 (s) + H2O Neben dem Luftmörtel gibt es noch Wassermörtel, als Wassermörtel bezeichnet man sowohl Gips als auch Zement. Gips entsteht durch Brennen von Calciumsulfathydrat, je nach Wassergehalt unterscheidet man dann gebrannten Gips, Stuckgips und Estrichgips (dieser enthält auch CaO). Zement wird durch Brennen von Gemischen aus Kalkstein und Ton bei 1450 °C 1) hergestellt, dabei entstehen Calciumsilicate, Calciumaluminate und Calciumferrite. Die genaue Zusammensetzung ist oft recht kompliziert. 1) E. Riedel, Anorganische Chemie 7 2.2. Darstellung aus den Metallen mit Oxidationsmitteln Metalloxide werden oft durch Oxidation der Metalle mit Oxidationsmitteln hergestellt. Dabei dient oft auch der Luftsauerstoff als Oxidationsmittel. Zinkoxid wird zum Beispiel großtechnisch durch Oxidation von Zinkdampf an der Luft produziert. Zink kann aber auch im kleineren Maßstab mit Hilfe von Ammoniumnitrat zu Zinkoxid oxidiert werden, Ammoniumnitrat (genauer: das Nitrat) dient hier als Oxidationsmittel. Die heftige Reaktion und die starke Rauchentwicklung, die hierbei stattfinden, werden zum Beispiel für Feuerwerke ausgenutzt. Versuch 2: Berger Mischung Chemikalien: Zinkpulver Ammoniumnitrat Ammoniumchlorid Eiswürfel Geräte: Waage, Spatel, Pulverflasche Durchführung: Man mischt 4 g Zinkpulver, 4 g Ammoniumnitrat und 1 g Ammoniumchlorid vorsichtig in der Pulverflasche. Das Gemisch gibt man auf eine feuerfeste Unterlage im Abzug. Anschließend gibt man einen Eiswürfel auf das Gemisch und wartet. Beobachtung: Es findet eine heftige Reaktion statt. Das Gemisch entzündet sich und es entwickelt sich starker Rauch, der den Abzug füllt. Entsorgung: Die Produkte werden in die Feststofftonne entsorgt. 8 Auswertung: Zunächst reagiert Ammoniumchlorid mit Wasser in einer Säure-Base-Reaktion: NH4Cl (s) + H2O NH3 (g) + H3O+(aq) + Cl-(aq) Zink reagiert dann in einer stark exothermen Reaktion mit den entstandenen Hydroniumionen. 0 +1 Zn (s) + 2 H3O+ (aq) +2 +1 0 Zn2+(aq) + 2 H2O + H2 (g) ↑ ∆H << 0 Bei der Hauptreaktion wird Zink zu Zinkoxid oxidiert, dabei dient Nitrat als Oxidationsmittel: 0 Oxidation 1: +2 Zn (s) Zn2+(aq) + 2 e- -3 Oxidation 2: 2 NH4 0 + (aq) N2 (g) + 8 H+(aq) + 6 e- +5 NO3-(aq) 0 - + 10 e Reduktion: 2 Gesamt: Zn (s) + NH4(NO3) (aq) N2 (g) + 6 O2- ZnO (s) + N2 (g) + 4 H2O Die Bildung des Zinkoxids ist im Endeffekt für die starke Rauchentwicklung verantwortlich. Auch für Wunderkerzen nutzt man den Effekt aus, dass Metalle in exothermen Reaktionen mit Oxidationsmitteln zu den Metalloxiden reagieren. Demo 2: Wunderkerzen Chemikalien: Eisenpulver Aluminiumpulver 9 Magnesiumpulver Bariumnitrat Stärke Wasser Geräte: Porzellanschale, Heizplatte, Becherglas, Spatel, Fön, Fahrradspeichen, Waage Durchführung: Man mischt 10 g Bariumnitrat, 1 g Aluminiumpulver, 1 g Magnesiumpulver, 5 g Eisenpulver und 3 g Stärke in einer Porzellanschale. Dann gibt man wenig siedendes Wasser hinzu, bis eine zähe Masse entsteht. Diese Masse trägt man dann auf eine Fahrradspeiche (entfettet!) auf, dabei hilft es zwischendurch zu fönen. Die Wunderkerzen werden dann mindestens einen Tag getrocknet. Dann können sie mit einem Feuerzeug entzündet werden. Beobachtung: Beim Entzünden der Wunderkerzen entstehen kleine helle Funken. Bei genauem Beobachten sind auch unterschiedliche Helligkeiten der Funken zu unterscheiden. Quelle: 217.160.136.35/osshop/catalog/im ages/03wuke01.jpg Entsorgung: Die abgebrannten Wunderkerzen werden in den Feststoffmüll gegeben. Auswertung: Das Bariumnitrat dient bei dieser Reaktion als Oxidationsmittel. Das Nitrat reagiert dabei zu Stickstoff und Sauerstoff: 2 Ba(NO3)2 (s) 2 BaO (s) + 2 N2 (g) + 5 O2 (g) Die Metalle reagieren mit dem Sauerstoff zu den entsprechenden Metalloxiden: 4 Al (s) + 3 O2 (g) 2 Al2O3 (s) 4 Fe (s) + 3 O2 (g) 2 Fe2O3 (s) 2 Mg (s) + O2 (g) 2 MgO (s) 10 2.3. Darstellung aus den Metallsalzen Diese Darstellungsart soll am Beispiel von Ammoniumdichromat erläutert werden: Versuch 3: Chemischer Vulkan Chemikalien: Ammoniumdichromat Aceton Geräte: Feuerfeste Unterlage, Glimmspan, Tropfpipette, Feuerzeug Durchführung: Man gibt ein Häufchen Ammoniumdichromat auf eine feuerfeste Unterlage, tropft etwas Aceton darauf und entzündet anschließend mit einem brennenden Glimmspan. Beobachtung: Die Reaktion braucht ein bisschen bis sie in Gang kommt. Nach anfänglichem leichtem Glühen, wird die Reaktion immer heftiger und Funken (orangerot) sprühen. Es entsteht ein grüner Feststoff, dessen Volumen viel größer als des Ausgangsprodukts ist. Entsorgung: Quelle: http://www.seilnacht.com/Chemie/tn vulk2.JPG Das Produkt wird in die Feststofftonne gegeben. Auswertung: Das Ammoniumdichromat reagiert in einer Redoxreaktion zu Chromat, Stickstoff und Wasser: 11 -3 Oxidation: 2 NH4 0 + N2 + 8 H+ + 6 e- +6 +3 Reduktion: Cr2O72- Gesamt: (NH4)2Cr2O7 (s) + 6 e- Cr2O3 + 4 O2- Cr2O3 (s) + N2 (g) + 4 H2O 2.4. Feuerwerke Die bis hierhin kennengelernten Darstellungsarten sind alle sehr exotherm und spektakulär, weshalb sie auch in Feuerwerken verwendet werden. Bei Feuerwerkskörpern werden aber nicht nur Metalloxide gebildet, sondern sie werden auch als Oxidationsmittel verwendet. Früher war Bleidioxid ein sehr beliebtes Oxidationsmittel, heutzutage greift man lieber auf weniger giftige zurück, wie zum Beispiel Kupfer(II)oxid (CuO). Geschichtliches: Die Geschichte des Feuerwerks beginnt mit der Entdeckung von Schwarzpulver während der Hau-Dynastie (25 – 250 n. Chr.) in China. Das Schwarzpulver ist aus Schwefel, Holzkohle und Salpeter (KNO3) zusammengesetzt. In der Hung-Zeit (960 – 1279 n. Chr.)) gab es dann die ersten primitiven Raketen, die man aus Bambusrohren7) bastelte. Schon bald wurde das Schwarzpulver auch zu kriegerischen Zwecken eingesetzt. Gegen Ende des 13. Jahrhunderts wurde das Schwarzpulver wahrscheinlich von holländischen und portugiesischen Seefahrern nach Europa gebracht. Hier experimentierten vor allem der englische Mönch Robert Bacon und der Freiburger Mönch Constantin Anklitzen (bekannt als Berthold der Schwarze (daher kam dann schließlich auch der Name des Schwarzpulvers) mit dem Schwarzpulver. Zunächst wurde das Schwarzpulver in Europa zu kriegerischen Zwecken verwendet und nicht selten hing der Ausgang einer Schlacht vom Geschick der Feuerwerker ab, die extra für 7) http://www.bodenseefeuerwerk.de/index.php?option=com_content&task=view&id=21&Itemid=53 12 diesen Zweck ausgebildet wurden. Im Jahr 1379 fand dann die erste friedliche Anwendung statt: Mit einer funkensprühenden Taube wurde das Pfingstfest gefeiert. Die Blütezeit des Feuerwerks war während der Barockzeit (1575 – 1770 n. Chr.). Adlige Familien ließen zu unterschiedlichsten feierlichen Anlässen Feuerwerke zünden. Das wohl Größte veranstaltete Louis der XV. im Jahre 1770 in Versailles als er seine Schwiegertochter Marie Antoinette willkommen hieß. Er ließ 20.000 Raketen, 6.000 Vulkane und Feuertöpfe und 80 Sonnen (die einen Durchmesser von bis zu 30 m besaßen) abbrennen. In Deutschland wurde erst lange Zeit nach dem Bekanntwerden von Feuerwerken die erste Feuerwerksfirma im Jahre 1838 von Georg Berckholz gegründet. 2.5. Darstellung durch Entwässern der Metallhydroxide Formal können Metalloxide als die Anhydride der entsprechenden Metallhydroxide aufgefasst werden. Dies nutzt man auch für die Darstellung der Metalloxide aus, indem man die entsprechenden Metallhydroxide entwässert. Dies passiert oft durch Erhitzen der Metallhydroxide. Im Fall von Aluminiumoxid (Al2O3) wird Hydrargillit (γ-Al(OH)3) oder Böhmit (γ-AlO(OH)) bei 400 °C entwässert. 2.6. Darstellung durch Reinigung von natürlich vorkommenden Metalloxiden (Bsp. TiO2) Metalloxide kommen in der Natur meist verunreinigt vor und müssen daher vor der Verwendung gereinigt werden. Für die Reinigung von Titandioxid gibt es zwei Verfahren: Das Sulfat- und das Chloridverfahren. Sulfatverfahren: Beim Sulfatverfahren dienen Ilmenit (FeTiO3) oder Titanschlacke (verunreinigtes TiO2) als Ausgangsstoffe. Diese Stoffe werden zunächst mit konzentrierter Schwefelsäure aufgeschlossen. Durch Zusatz von Eisenschrott wird Fe3+ zu Fe2+ reduziert. Beim anschließenden Abkühlen kristallisiert Eisen(II)sulfat (FeSO4∙7 H2O) aus und kann aus der 13 Lösung entfernt werden. In der restlichen Lösung befindet sich nun eisenfreies Titanylsulfat (TiOSO4), das durch thermische Hydrolyse zu Titandioxid-Hydrat umgesetzt wird, und schließlich ausfällt. Dabei entsteht noch verdünnte Schwefelsäure, die wieder zu höher konzentrierter „recycelt“ wird. Das Titandioxid-Hydrat wird zum Schluss erhitzt, so dass Titandioxid entsteht (Entwässerung). Da Titandioxid hauptsächlich in zwei Modifikationen auftritt, ist die Temperatur und der Zusatz von Kristallisationskeimen von entscheidender Bedeutung. Bei 800 bis 1000 °C entsteht im Drehofen feinkörniges Anatas. Bei Temperaturen über 1000 °C wird grobkörniges Rutil gebildet. Um feinkörniges Rutil zu erhalten, müssen Rutilkeime hinzugefügt werden, hier erfolgt die Bildung dann auch schon bei 800 bis 1000 °C. Chloridverfahren: Beim Chloridverfahren dient Titanschlacke (verunreinigtes Rutil) als Ausgangsstoff. Es wird zunächst mit Koks und Chlor zu Titantetrachlorid (TiCl4) umgesetzt: TiO2 (s) + 2 C (s) + Cl2 (g) TiCl4 (l) + 2 CO (g) Das Titantetrachlorid wird dann durch Destillation gereinigt: TiCl4 (l) TiCl4 (g) Anschließend reagiert es mit Wasserdampf oder Sauerstoff zu reinem Rutil: TiCl4 (g) + H2O (g) TiCl4 (g) + O2 (g) TiO2 (s) + 4 HCl (g) TiO2 (s) + 2 Cl2 (g) 14 3. Verwendung Wir wollen zunächst beim Titandioxid bleiben: 3.1. Verwendung von Titandioxid Titandioxid ist ein hervorragendes Weißpigment und findet dadurch sehr viele Anwendungsbereiche. Der wichtigste ist wohl die Verwendung in Wandfarben zur Verbesserung der Deckkraft. Neben Papier, Kunststoff und Keramik wird auch die Salamischale mit Titandioxid geweißt, damit sie nach Edelsalami ausschaut. Dies ist möglich, da Titandioxid völlig unbedenklich ist und somit auch für die Lebensmittelindustrie geeignet ist. Man findet es zum Beispiel auch in manchen Zahnpasten, wo es beim Zähneputzen zur Aufhellung des Zahnschmelzes auf Grund seiner pigmentoptischen Eigenschaften (z.B. hoher Brechungsindex) beiträgt. Nachweisen kann man Titandioxid mit Hilfe von Wasserstoffperoxid (der Nachweis ist selbstverständlich auch umgekehrt möglich). Im Folgenden wurde so die Verwendung von Titandioxid in Wandfarbe nachgewiesen: Versuch 4: Nachweis von Titandioxid Chemikalien: Wandfarbe Kaliumdisulfat Schwefelsäure (konz.) Destilliertes Wasser Wasserstoffperoxid (w = 0,30) Geräte: Porzellantiegel, Dreifuß, Tondreieck, Waage, Spatel, Bunsenbrenner, Becherglas, Trichter, Filterpapier, Reagenzglas, Tropfpipette 15 Durchführung: Man vermengt etwa 1 g Wandfarbe mit 5 g Kaliumdisulfat und schließt anschließend im Porzellantiegel über der Bunsenbrennerflamme auf. Die Schmelze lässt man abkühlen und löst sie dann in Schwefelsäure (konz. H2SO4 : Wasser = 1:3). Die Lösung wird abfiltriert. Einige Milliliter des Filtrats werden in ein Reagenzglas gegeben, hierzu tropft man dann Wasserstoffperoxid. Beobachtung: Beim Aufschließen entsteht eine graue Schmelze, die sich zum Großteil in der Schwefelsäure löst. Bei Zugabe von Wasserstoffperoxid färbt sich das Filtrat gelborange. Quelle: http://de.wikipedia.org/wi ki/Bild:Titanperoxid.jpg Entsorgung: Das Filterpapier wird trocken in den Feststoffmüll gegeben. Das Filtrat kommt neutral in den anorganischen Abfall. Auswertung: Das in der Wandfarbe enthaltene Titandioxid wird zunächst mit dem Kaliumdisulfat zum Titanylsulfat umgesetzt: TiO2 (s) + K2S2O7 (s) TiOSO4 (s) + K2SO4 (s) In wässriger Lösung bildet sich dann ein Titan(IV)tetraaquadihydroxokomplex: TiOSO4 (s) + 5 H2O Durch Zugabe von [Ti(OH)2(H2O)4]2+(aq) + SO42-(aq) Wasserstoffperoxid bildet sich dann ein orangegelber Titanperoxokomplex: [Ti(OH)2(H2O)4]2+(aq) + H2O2 (aq) [Ti(O2)(OH)(H2O)3]+(aq) + 2 H2O + H+ (aq) Der Komplex ist oktaedrisch und hat folgende Struktur: 16 + O O HO H2O Ti OH2 H2O 3.2. Aluminothermie Die Aluminothermie stellt ein Beispiel dar, wie Metalloxide für die Darstellung der elementaren Metalle verwendet werden können. Der Erfinder der Aluminothermie war Hans Goldschmidt (1861 – 1923), bis dahin war es nicht gelungen, Aluminium zur Reduktion der Metalloxide zu verwenden. Hans Goldschmidt entwickelte das entscheidende Zündgemisch aus Bariumperoxid und Magnesium, welches für die nötige Reaktionstemperatur sorgte. Das Gemisch aus Eisen(III)oxid und Aluminiumgrieß wird auch Thermit genannt. Hans Goldschmidt entwickelte die Aluminothermie zum so genannten Thermit- schweißverfahren weiter, mit dem Schienenstränge geschweißt werden können. Hierfür meldete er schließlich im Jahre 1895 ein Patent an. Ein wenig kämpfen musste er aber um dieses Patent, da der Patentbeamte die Quelle: http://www.goldschmidtthermit.com/pictures/gesc hichte_document3_co_th. jpg Besonderheit des Verfahrens nicht gleich verstand: „Sehen Sie, Herr Doktor, Sie zünden das Gemisch an und es brennt weiter, das ist doch keine Erfindung; wenn Sie eine Zigarre anzünden, brennt sie auch weiter.“ Daraufhin antwortete Goldschmidt: „Nur kann man mit einer brennenden Zigarre keine Schienen schweißen.“ 8) Quelle: http://thomasmusolf.de/fu er_schueler_und_eltern/C hemie/Klasse%209/pictur es/typisc1.jpg 8) http://www.luise-berlin.de/Bms/b,stext/9808porc.htm 17 Versuch 5: Aluminothermie Chemikalien: Aluminiumgrieß Eisen(III)oxid Bariumperoxid Magnesiumpulver Magnesiumband Wunderkerze Geräte: Mit Sand gefüllter Topf, Dreifuß, Blumentopf aus Ton (ø 8-10 cm), Filterpapier, Porzellanschale, Spatel, Waage, PET-Pulverflasche, Feuerzeug, Trockenschrank Durchführung: Man verdeckt das Loch des Blumentopfs mit einem Stück Filterpapier. Dann gibt man ein Gemisch von 48 g trockenem Eisen(III)oxid (bei 180 °C 2 Std. im Trockenschrank getrocknet) und 20 g Aluminiumgrieß in den Tontopf und formt anschließend eine kraterförmige Vertiefung in das Gemisch. In diese Vertiefung gibt man dann das Zündgemisch, das aus 5 g Bariumperoxid und 7 g Magnesiumpulver besteht und in der Pulverflasche vermischt wurde. Nun deckt man das ganze mit einem weiteren Filterpapier ab. In das Zündgemisch wird zum Schluss noch eine mit blankem Magnesiumband umwickelte Wunderkerze gesteckt. Das Gemisch wird dann im Freien gezündet, dabei sollte man nicht direkt hinschauen, da sehr helles Licht entsteht und man sollte genügend Abstand halten. Aufbau: Wunderkerze umwickelt mit Mg-Band BaO2 & Mg-Pulver Fe2O3 & Al-Grieß Filterpapier 18 Beobachtung: Es entsteht eine sehr helle Flamme und aus dem Blumentopf fließt flüssiges Eisen (mit dem Magneten nach dem Abkühlen überprüfbar). Entsorgung: Die Produkte und nicht reagierte Ausgangsstoffe können in den Feststoffmüll gegeben werden (ebenfalls der Blumentopf). Quelle: http://www.experimentalchemie.d e/bilder01/versuch019/thermit3.jpg Auswertung: Die Mischung aus Bariumperoxid und Magnesium dient als Zündung, da hier eine stark exotherme Reaktion abläuft und somit für die nötige Reaktionstemperatur sorgt: -1 0 -2 BaO2 (s) + Mg (s) +2 -2 BaO (s) + MgO (s) ∆H << 0 Bei der Hauptrektion wird Aluminium zu Aluminiumoxid oxidiert und dabei Eisen(III)oxid zu elementarem Eisen reduziert: 0 Oxidation: Al (s) +3 Al3+ + 3 e- +3 0 3+ - Reduktion: Fe + 3 e Gesamt: Al (s) + Fe2O3 (s) Fe (s) Fe (s) + Al2O3 (s) Das Aluminothermie-Verfahren findet auch heute noch Anwendung, vor allem bei Metallen, die mit Kohlenstoff Carbide bilden. Eisen wird heute allerdings großtechnisch über den Hochofenprozess hergestellt. Dabei wird Eisen(III)oxid stufenweise mit Kohlenmonoxid zu Eisen reduziert. Kohlenmonoxid wird aus der Reaktion von Kohlenstoff mit Luftsauerstoff bei 1600 – 2300 °C gewonnen. 19 Der schematische Aufbau eines Hochofens sieht folgendermaßen aus: Quelle: http://home.arcor.de/colossus1187/HP%202/AnhangHAB-Dateien/image002.jpg Luft wird in einem Winderhitzer erhitzt und unten in den Hochofen eingeleitet. Ein Gemisch aus Koks und Eisenerz wird oben in den Hochofen gefüllt. Am unteren Ende des Hochofens befinden sich die Auslässe für die Schlacke und das flüssige Eisen. Die Reduktion des Eisen(III)oxids verläuft in folgenden Stufen: +3 400 °C: +2 3 Fe2O3 (s) + CO (g) +2/+3 700 °C: +2 Fe3O4 (s) + CO (g) +4 +2 FeO (s) + CO (g) 0 +4 FeO (s) + CO2 (g) +2 C (s) + CO2 (g) +2 +4 2 Fe3O4 (s) + CO2 (g) +2 0 1200 °C: +2/+3 0 0 1600-2300 °C: 2 C (s) + O2 (g) 2 CO (g) +4 Fe (l) + CO2 (g) +2 -2 2 CO (g) 20 3.3. Stromquellen Man unterscheidet drei Arten von chemischen Stromquellen: Primärelemente, Sekundärelemente und Brennstoffzellen. Bei allen wird der Strom durch Redoxreaktionen erzeugt, beim Primär- und Sekundärelement sind die Reaktionspartner im Element dauerhaft vorhanden. Bei der Brennstoffzelle muss der Brennstoff den Elektroden kontinuierlich zugeführt werden. Der Unterschied zwischen Primär- und Sekundärelementen besteht in der Wiederaufladbarkeit des Elements, Sekundärelemente kann man durch Zuführen von Strom erneut laden, Primärelemente nicht. Geschichtliches: Die Geschichte der Batterie nahm vermutlich nicht wie lange gedacht erst Ende des 18. Jahrhunderts ihren Lauf. 1936 machte der Österreicher Dr. Wilhelm König eine erstaunliche Entdeckung in der Nähe von Bagdad. Bei Ausgrabungen in einer alten Parther Siedlung (Zeit der Parther: 250 v. Chr. – 225 n. Chr.11)) fand er ein Tongefäß, in dem sich ein Zylinder aus Kupferblech und ein Eisennagel befanden. Bei Experimenten, bei Quelle: http://www.buch-dersynergie.de/c_neu_html/c_fotos_ok/energiespeiche rn/01_bagdad_batterie_bunt.jpg denen man dieses „Element“ mit verschiedenen möglichen Elektrolyten befüllte, erhielt man zum Beispiel beim Befüllen mit Traubensaft tatsächlich eine Spannung von 0,5 Volt, und mit besseren Elektrolyten waren durchaus höhere Spannungen zu erzielen. Es kann natürlich nicht eindeutig nachgewiesen werden, dass die Parther dies auch tatsächlich als Batterie verwendeten, aber möglich war es allemal. Wenden wir uns nun also der neueren Geschichte zu, als die Europäer die Batterie entdeckten. Schon um 1600 begann der Engländer Gilbert mit den ersten elektrochemischen Untersuchungen. Im Jahr 1789 entdeckte Luigi Galvani den Zusammenhang zwischen der Muskelkontraktion und der Elektrizität, indem er den Schenkel eines Frosches mit zwei verschiedenen Metallen verband, und sobald die beiden Metallbleche sich berührten, zuckte das Bein des Frosches. 11) http://www.earlyworld.de/hightech2.htm 21 Im Jahr 1800 baute dann Alessandro Volta die erste Batterie, die so genannte Voltasche Säule. Dafür schichtete er Scheiben aus Kupfer und Zink abwechselnd aufeinander, getrennt durch Filzscheiben, die in einer Salzlösung getränkt waren. Die Scheiben verband er dann über einen Draht. Zwei Jahre später entwickelte der Deutsche Johann Wilhelm Ritter, die erste wiederaufladbare Batterie: die Rittersche Säule. Im Gegensatz zur Voltaschen Säule bestand sie nur aus Kupferscheiben. Quelle: http://www.hwynen.de/ images/voltasaule.jpg 1836 entwickelte der Engländer John Daniell das nach ihm benannte Element, das aus einer Zink-Anode in einer Zinksulfatlösung und einer Kupfer-Kathode in einer Kupfersulfatlösung besteht. Die beiden Kammern wurden durch eine poröse Tonwand getrennt. Bei diesem Element wird Zink zu Zn2+ oxidiert, während sich an der Kupfer-Kathode elementares Kupfer abscheidet. Georges Leclanché baute im Jahr 1860 die Zink-Braunstein-Zelle, die später durch die Deutschen Carl Gassner und Paul Schmidt zum auch heute noch verwendeten Trockenelement weiter entwickelt wurde, indem der Elektrolyt durch Stärke gebunden wurde. Dieses Trockenelement ist recht einfach nachzubauen: Versuch 6: Leclanché-Element Chemikalien: Zinkblech bzw. Aluminium-Becher Mehl bzw. Stärke Ammoniumchlorid Braunstein Dest. Wasser Aktivkohle Geräte: Spannungsmessgerät, Kabel, Krokodilklemmen, Graphitelektrode, Stopfen, Extraktionshülse bzw. Filterpapier, Spatel, Waage, Becherglas (100 mL hohe Form), Glasstab 22 Durchführung: 1. Leclanché-Element aus einem Teelichtbecher: Man mischt 8 g Ammoniumchlorid, 4 g Braunstein, eine Spatelspitze Stärke und eine Spatelspitze Aktivkohle miteinander und rührt das Ganze mit etwas Wasser zu einer zähen Masse an. In das Aluminiumbecherchen legt man ein Stück Filterpapier. Darauf gibt man dann das Gemisch, steckt die Graphitelektrode hinein und klemmt an den Aluminiumbecher die zweite Krokodilklemme. Nun liest man die Spannung am Messgerät ab. 2. Klassisches Leclanché-Element: Man schmirgelt das Zinkblech zunächst blank und biegt es dann zu einem Zylinder, der in das 100 mL Becherglas passt. Des Weiteren wird eine Ammoniumchlorid-Lösung (w = 0,2) angesetzt. Nun mischt man 30 g Mehl mit 35 mL dieser Lösung, gibt die Masse in das Becherglas und verteilt sie mit Hilfe des Zinkbleches ein wenig. Zusätzlich vermischt man 7 g Aktivkohle mit 40 g Braunstein und 40 mL der Ammoniumchlorid-Lösung. Diese Masse gibt man wiederum in die Extraktionshülse, die man dann in das Zinkblech hineinstellt. In die Extraktionshülse wird eine Graphitelektrode gesteckt. Wie oben misst man nun die Spannung. Abdichtung Beobachtung: Beide Elemente weisen eine Spannung von etwa 1,3 bis 1,4 Volt auf. Kohlestift Mangandioxid Zink Elektrolyt NH4Cl Entsorgung: Die restliche Ammoniumchlorid-Lösung kann in den Abguss gegeben werden. Die Pasten der Elemente werden trocken in den Feststoffmüll gegeben. Quelle: http://www.chemgapedia.de/vsengine/med ia/vsc/de/ch/11/aac/vorlesung/kap_11/kap 11_4/kap11_4a/grafik/leclanche_zelle.gif Auswertung: Bei dem Leclanché-Element wird Braunstein zu Manganit reduziert und Zink zu Zinkoxid oxidiert: 23 Kathode (Graphitelektrode): +4 +3 2 MnO2 (s) + 2 H2O + 2 e- 2 MnO(OH) (s) + 2 OH-(aq) Anode (Zinkblech): 0 Zn (s) +2 Zn2+(aq) + 2 e- Elektrolyt (NH4Cl): 2 NH4Cl (aq) + 2 OH-(aq) + Zn2+(aq) Zn(NH3)2Cl2 (s) + 2 H2O Gesamt: 2 MnO2 (s) + Zn (s) + 2 NH4Cl (aq) 2 MnO(OH) (s) + Zn(NH3)2Cl2 (s) Bleiakkumulator Ungefähr zur selben Zeit (1859) wie Leclanché entwickelte Gaston Planté den Bleiakkumulator, im Gegensatz zum Trockenelement ist er ein Sekundärelement, kann also wieder aufgeladen werden. Er wird auch heute noch für Autobatterien verwendet. Der Bleiakkumulator besteht aus Blei- und Bleidioxidelektroden, die sich abwechseln und durch isolierende Zwischenschichten getrennt sind. Als Elektrolyt wird 20%-ige Schwefelsäure verwendet, die beim Entladen weiter verdünnt wird. Dadurch lässt sich anhand der Dichte der Ladungszustand der Batterie ermitteln. Am Bleiakkumulator laufen folgende Reaktionen ab: Quelle: http://www.chemieunterricht.de/dc2/haus/images/b ild34.jpg Negative Elektrode: 0 Pb (s) + SO4-(aq) +2 PbSO4 (s) + 2 e- 24 Positive Elektrode: +4 +2 PbO2 (s) + SO4-(aq) 4 H3O+(aq) + 2 e- PbSO4 (s) + 2 H2O Gesamt: Entladung Pb (s) + PbO2 (s) + 2 H2SO4 (aq) 2 PbSO4 (s) + 2 H2O Ladung 3.4. Glasindustrie In der Glasindustrie spielen Metalloxide eine sehr bedeutende Rolle. Sie sind neben Siliciumdioxid der wichtigste Bestandteil von Glas und sorgen für die Eigenschaften des Glases oder die Färbung. Glas wird aus einem Gemisch von Sand, Borsäure und Metallcarbonaten hergestellt, das dann stark erhitzt wird bis es schmilzt. Dabei entstehen dann die entsprechenden Oxide. Vor allem der Zusatz von Metalloxiden der Nebengruppen sorgt für die Färbung von Glas. Dazu habe ich folgenden Demonstrationsversuch durchgeführt: Demo 3: Farbiges Glas: Chemikalien: Orthoborsäure Calciumcarbonat Natriumcarbonat Quarzsand Lithiumcarbonat Kobaltcarbonat Eisen(II)oxid Mangandioxid 25 Geräte: AST-Element (Blumentopf mit Zement und Aktivkohle gefüllt; Skizze siehe unten), Mikrowelle, Porzellantiegel, Tiegelzange, Mörser mit Pistill, Waage, Spatel Porzellantiegel Füllung Aktivkohle Mörtel Blumentopf Quelle: http://www.chemiedida ktikfrankfurt.de/NaT/PKS1 1/ast.htm Durchführung: Man vermischt 2,5 g Quarzsand, 26,5 g Orthoborsäure, 5,0 g Natriumcarbonat, 10,5 Lithiumcarbonat und 4,3 g Calciumcarbonat in dem Mörser. Für farbiges Glas gibt man dann noch kleine Spatelspitzen an Kobaltcarbonat, Eisen(II)oxid oder Mangandioxid hinzu. Mit dem Gemisch befüllt man dann den Porzellantiegel zu zwei Drittel. Den Porzellantiegel stellt man in das AST-Element, und dieses dann in die Mikrowelle. Das Gemisch wird nun bei voller Leistung 5-10 Minuten erhitzt, bis die Masse glüht. Ist dies der Fall, gießt man die Schmelze auf eine feuerfeste Unterlage und lässt anschließend abkühlen. Beobachtung: Nach dem Abkühlen erhält man durchsichtige Glaskugeln. Die Zugabe von Kobaltcarbonat verursacht eine blaue Färbung, die Zugabe von Eisen(II)oxid eine Grünfärbung und die Zugabe von Mangandioxid eine Violettfärbung. Entsorgung: Das produzierte Glas wird in den Feststoffmüll entsorgt. Auswertung: Durch die hohen Temperaturen in der Mikrowelle entsteht eine Schmelze, in der sich SilikatNetzwerke ausbilden, die die Grundlage aller Gläser bilden. Auch die Borsäure bildet Netzwerke in Form von Bortrioxid (B2O3) aus. Die Zugabe von Lithium-, Natrium-, und Calciumcarbonat dient der Trennstellenbildung. Ich werde das am Beispiel von Calciumoxid demonstrieren: 26 O CaO + Si O Si O O O O O O O Si O - Ca 2+ O - O O Si O O Die Beisetzung der Metalloxide der Nebengruppen verursacht schließlich die Färbung der Gläser. Gewöhnliches Gebrauchsglas für Fensterscheiben, Glasflaschen und ähnliches enthält neben Siliciumdioxid noch Natrium- und Calciumoxid. Durch Zusatz von Kaliumoxid wird die Schmelztemperatur hoch gesetzt. Bor- und Aluminiumoxid sorgen für eine bessere chemische Resistenz und Festigkeit, Aluminiumoxid verringert weiterhin den Ausdehnungskoeffizienten und das Glas wird somit bei Temperaturschwankungen nicht so leicht brüchig. Einige bekannte Glassorten sind Thüringer Glas (Na2O∙K2O∙CaO∙6 SiO2), Jenaer Glas (Al2O3∙B2O3∙ Na2O∙BaO∙CaO∙MgO∙SiO2) und Bleiglas (K2O∙PbO∙8 SiO2). Neben der Oxidfärbung, wie sie im obigen Versuch durchgeführt wurde, gibt es noch die Anlauffärbung, bei der kolloidale Metalle in die Glasstruktur eingeschlossen werden und für die Färbung sorgen. Rubinglas entsteht zum Beispiel durch kolloidales Gold. Zinnoxid wird zum Trüben von Gläsern verwendet, dabei werden die Teilchen eingelagert und sorgen so für den Milchglaseffekt. Dieser Effekt kann aber auch durch Anätzen des Glases erfolgen. 27 4. Schulrelevanz und didaktische Analyse Metalloxide spielen in der Schule eine bedeutende Rolle. Nach dem Hessischen G8 Lehrplan wird in der Klasse 7 wird die chemische Reaktion anhand der Verbrennung von Metallen mit Luftsauerstoff eingeführt. In diesem Zusammenhang kann man schön den Versuch mit der Wunderkerze einbauen, da diese den Schülern aus ihrem Alltag bekannt ist und die Motivation selbst welche zu basteln groß ist. In diesem Stadium müsste man das Ganze aber soweit didaktisch Reduzieren, dass man den Luftsauerstoff als Oxidationsmittel betrachtet und nicht das Bariumnitrat. In diesem Zusammenhang ist natürlich auch die Berger Mischung ein spektakulärer Versuch, der vom Lehrer durchgeführt werden könnte. Auch hier könnte man natürlich auf die genauen Hintergründe der Reaktion nicht eingehen, sondern müsste das Phänomen wieder anhand des Luftsauerstoffes erklären. In der Klasse 10, wenn der Begriff der Redoxreaktion richtig eingeführt wird, können diese Versuch selbstverständlich auch durchgeführt werden und hier kann man dann den Schülern auch den Zweck des Oxidationsmittels erläutern. In diesem Zusammenhang könnte natürlich auch der Versuch mit Ammoniumdichromat seinen Einsatz finden. Da Ammoniumdichromat aber äußerst giftig ist, darf dieser Versuch nicht an jeder Schule durchgeführt werden, darüber müsste sich die Lehrperson in jedem Fall vorher informieren! An manchen Schulen darf der Versuch in kleinen Mengen und unter dem Abzug als Lehrerversuch durchgeführt werden. Ebenfalls in der 7. Klasse werden die Umkehrung der Oxidbildung und die damit verbundene Metallgewinnung besprochen. Dies lässt sich bei der Aluminothermie besonders deutlich demonstrieren. Schließlich findet hier einerseits die den Schülern schon bekannte Reaktion eines Metalls zum Oxid statt (Aluminium). Gleichzeitig wird ein anderes Metall (Eisen) aus seinem Oxid gewonnen. Besonders schön finde ich bei diesem Versuch, dass man das Produkt so gut nachweisen kann, indem man es auf Magnetismus prüft. Den Schülern kann bei diesem Versuch der wichtige Zusammenhang zwischen Reduktion und Oxidation erklärt werden. Gleichzeitig kann man hier auch über die Anwendung dieser Reaktion beim Schienen Schweißen sprechen, und somit den Alltagsbezug für die Schüler herstellen. Ausgehend von der Aluminothermie kann man schließlich mit den Schülern den Hochofenprozess besprechen, der ebenfalls auf dem Prinzip der Redoxreaktion beruht. Anbieten würde sich 28 hier natürlich der Besuch eines Hochofens, falls dies nicht möglich ist, gibt es auch gute Lehrfilme zu diesem Thema. In der 10. Klasse werden dann erneut Redoxreaktionen behandelt, dabei werden diese nun anhand von in der 8. Klasse erlernten Oxidationszahlen eingeführt. Die Oxidation ist nun nicht mehr nur die Aufnahme von Sauerstoff, sondern die Abgabe von Elektronen und die Reduktion ist die Aufnahme von Elektronen. Trotzdem wird auch hier noch einmal auf die in der 7. Klasse besprochenen Redoxreaktionen eingegangen, um den Zusammenhang zu verdeutlichen und um zu zeigen, dass sich die beiden Definitionen nicht widersprechen, sondern die neu gelernte nur wesentlich allgemeiner ist. Ein weiteres Thema der 10. Klasse sind Energiequellen, und dort an oberster Stelle Batterien. Der Versuch zum Bau eines Leclanché-Elements ist sehr einfach und schnell durchgeführt, vor allem die Variante mit dem Teelichtbecherchen. Abweichend von meiner Versuchsdurchführung würde ich zusätzlich zum Spannungsmessgerät einen kleinen Motor an die selbst gebaute Batterie schließen. Den Aufbau einer Trockenbatterie kann man zudem auch durch das Aufschneiden einer solchen mit den Schülern erarbeiten. Bespricht man dann Sekundärelement, würde ich dies am Beispiel der Autobatterie durchführen, da fast jeder Schüler schon einmal eine gesehen hat, oder zu mindest später damit in Kontakt kommen wird. Das Schöne am Thema Energiequellen ist der Alltagsbezug, den das Thema von vornherein mit sich bringt. Dazu gehören selbstverständlich auch Brennstoffzellen und regenerative Energien, welche dann auch den Bezug zu anderen Fächern herstellen können, wie zum Beispiel Physik oder Politik. Tatsächlich bietet sich das Thema gut für fächerübergreifenden Unterricht an, wie in etwa für eine Projektwoche. Dies bezüglich müsste man dann auch auf die Entsorgung von Batterien eingehen: Was passiert mit ihnen nachdem man sie im Supermarkt abgegeben hat? Da man in der Schule immer einen Alltagsbezug herstellen sollte, ist auch der TitandioxidNachweis in Wandfarbe (oder auch in Zahnpasta), die Herstellung von Glas und Mörtel gut in den Unterricht einzubauen. Ich glaube nicht, das den meisten Schülern klar ist, wie einfach Mörtel herzustellen ist, und auf welchen einfachen chemischen Grundlagen er aufbaut. Ich 29 kann mir vorstellen, dass sich die Schüler für einen solchen Versuch begeistern können, da das Prinzip auch ganz einfach ist, schließlich entsteht nichts anderes als Kalk. Auch die Herstellung von Glas in der Mikrowelle wird gut bei Schülern ankommen. Glas ist ein Gegenstand mit dem man jeden Tag in Berührung kommt. Und das Schöne an diesem Versuch ist, dass die Schüler das Produkt tatsächlich mit nach Hause nehmen können. Außerdem funktioniert der Versuch mit so einfachen Chemikalien, wie Sand und Metallcarbonaten, und ich denke für die Schüler ist es auch erstaunlich, dass eine einfache Mikrowelle genügend Hitze erzeugen kann, um das Glas herzustellen. Natürlich muss man als Lehrer bei der Durchführung vorsichtig sein und die Schüler vorher warnen, dass die Schmelze des Glases sehr heiß ist. Der Nachweis des Titandioxids ist auch recht einfach durchzuführen und hat einen schönen farbigen Effekt zum Schluss. Der Nachteil dieses Versuches ist, dass man den Schülern die Reaktionen, die hinter diesem Nachweis stehen, nur schwer erklären kann. Die Reaktionen sind nicht selbst erklärend und auch die Farbigkeit ist nur über die Komplexbildung zu erklären, und dieses Konzept ist den Schülern nicht bekannt. Man müsste ihnen also vorher mitteilen, dass Titandioxid mit Hilfe von Wasserstoffperoxid nachgewiesen werden kann und der Nachweis positiv ist, wenn man eine Orangefärbung beobachtet. Trotzdem finde ich den Versuch sehr schön, um ihn im Unterricht durchzuführen, da man die Schüler in der vorangehenden Stunde beauftragen kann, ihre Eltern zu fragen, ob sie noch etwas Wandfarbe haben, so dass sie diese dann zum Unterricht mitbringen können und jeder schauen kann, ob sich in seiner Wandfarbe Titandioxid befindet. Als Lehrer sollte man dann darauf achten, dass man selbst eine Probe Wandfarbe hat, die Titandioxid enthält und eine die, keines enthält. 30 5. Anhang 5.1. Literaturangaben: 1. E. Riedel, Anorganische Chemie, 6. Auflage, Walter de Gruyter, Berlin 2004 2. A. Hollemann, E. und N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, Walter de Gruyter, Berlin 2007 3. http://www.chemieunterricht.de/dc2/tip/05_99.htm (9. März 2008) 4. http://www.fky.org/restaurierung/anstriche15.htm%20 (9.März 2008) 5. http://www.chemieunterricht.de/dc2/haus/v033.htm (9.März 2008) 6. http://www.pyroweb.de/WissenGeschichte.php (10.März 2008) 7. http://www.bodenseefeuerwerk.de/index.php?option=com_content&task=view&id=21 &Itemid=53 (10.März 2008) 8. http://www.luise-berlin.de/Bms/bmstext/9808porc.htm (10.März 2008) 9. http://www.grs-batterien.de/ger/informationen/download/welt_bat.pdf (11.März 2008) 10. http://home.arcor.de/familie.kaden/aufgaben/Chemie/Die%20Batterie%20von%20Bag dad.pdf (11.März 2008) 11. http://www.earlyworld.de/hightech2.htm (11.März 2008) 12. http://www.chemieunterricht.de/dc2/haus/v144.htm (14.März 2008) 13. http://www.chemie.uni-ulm.de/experiment/edm0198.html (14.März 2008) 14. http://www.joachim-kranz.net/index.php/piko/ue-geochemie/glasherstellung-in-dermikrowelle 15. Gerstner, Versuchsvorschriften zum Haupraktikum (Anorganische Chemie) 16. http://bellem.net/chemie/berger.pdf 17. Hessischer Lehrplan G8 5.1. R- und S-Sätze der verwendeten Chemikalien (in alphabetischer Reihenfolge) Aceton: R11: Leichtentzündlich. R 36: Reizt die Augen. R 66: Wiederholter Kontakt kann zu spröder oder rissiger Haut führen. R 67: Dämpfe können Schläfrigkeit und Benommenheit verursachen. S 9: Behälter an einem gut gelüfteten Ort aufbewahren S 16: Von Zündquellen fernhalten – Nicht Rauchen. S 26: Bei Berührung mit den Augen sofort gründlich mit Wasser abspülen und Arzt konsultieren. F (Leichtentzündlich), Xi (Reizend) 31 Aktivkohle: Keine Aluminium: R 10: Entzündlich. R 15: Reagiert mit Wasser unter Bildung hochentzündlicher Gase. S 7/8: Behälter trocken und dicht geschlossen halten. S 43: Zum Löschen Sand verwenden – kein Wasser verwenden. F (Leichtentzündlich) Ammoniumchlorid: R 22: Gesundheitsschädlich beim Verschlucken. R 36: Reizt die Augen. S 22: Staub nicht einatmen. Xn (Gesundheitsschädlich) Ammoniumnitrat: R 8: Feuergefahr bei Berührung mit brennbaren Stoffen. R 9: Explosionsgefahr bei Mischung mit brennbaren Stoffen. S 15: Vor Hitze schützen. S 16: Von Zündquellen fernhalten – Nicht Rauchen. S 41: Explosions- und Brandgase nicht einatmen. O (Brandfördernd) Ammoniumdichromat: R 2: Durch Schlag, Reibung, Feuer oder andere Zündquellen explosions-gefährlich. R 8: Feuergefahr bei Berührung mit brennbaren Stoffen. R 21: Gesundheitsschädlich bei Berührung mit der Haut. R 25: Giftig beim Verschlucken. R 26: Sehr giftig beim Einatmen. R 34: Verursacht Verätzungen. R 45: Kann Krebs erzeugen. R 46: Kann vererbbare Schäden verursachen. R 60: Kann die Fortpflanzungsfähigkeit beeinträchtigen. R 61: Kann das Kind im Mutterleib schädigen. R 42/43: Sensibilisierung durch Einatmen und Hautkontakt möglich. R 48/23: Giftig: Gefahr ernster Gesundheitsschäden bei längerer Exposition durch Einatmen. R 50/53: Giftig für Wasserorganismen, kann in Gewässern längerfristig schädliche Wirkungen haben. S 45: Bei Unfall oder Unwohlsein sofort Arzt zuziehen (wenn möglich Etikett vorzeigen) S 53: Exposition vermeiden – vor Gebrauch besondere Anweisungen einholen. S 60: Dieses Produkt und seinen Behälter sind als gefährlicher Abfall zu entsorgen. S 61: Freisetzung in die Umwelt vermeiden. Besondere Anweisungen einholen/ Sicherheitsdatenblatt zu Rate ziehen. E (Explosionsgefährlich), T+ (sehr giftig), N (Umweltgefährdend) Bariumnitrat: R 20/22: Gesundheitsschädlich beim Einatmen und Verschlucken. S 28: Bei der Berührung mit der Haut sofort abwaschen mit viel Wasser. Xn (Gesundheitsschädlich) Bariumperoxid: R 8: Feuergefahr bei Berührung mit brennbaren Stoffen. R 20/22: Gesundheitsschädlich beim Einatmen und Verschlucken. S 13: Von Nahrungsmitteln, Getränken und Futtermitteln fernhalten. S 27: Beschmutzte, getränkte Kleidung sofort ausziehen. Xn (Gesundheitsschädlich), O (Brandfördernd) 32 Bleioxid: R 20/22: Gesundheitsschädlich beim Einatmen und Verschlucken. R 33: Gefahr kumulativer Wirkungen. R 50/53: Sehr giftig für Wasserorganismen, kann in Gewässern längerfristig schädliche Wirkungen haben. R 60: Kann die Fortpflanzungsfähigkeit beeinträchtigen. R 61: Kann das Kind im Mutterleib schädigen. S 45: Bei Unfall oder Unwohlsein sofort Arzt zuziehen (wenn möglich Etikett vorzeigen. S 53: Exposition vermeiden – vor Gebrauch besondere Anweisungen einholen. S 60: Dieses Produkt und sein Behälter sind als gefährlicher Abfall zu entsorgen. S 61: Freisetzung in die Umwelt vermeiden. Besondere Anweisungen einholen / Sicherheitsdatenblatt zu Rate ziehen. T (giftig), N (umweltgefährdend) Borsäure: keine Calciumcarbonat: keine Calciumhydroxid: R 41: Gefahr ernster Augenschäden. S 22: Staub nicht einatmen. S 24: Berührung mit der Haut vermeiden. S 26: Bei Berührung mit den Augen sofort gründlich mit Wasser abspülen und Arzt konsultieren. S 39: Schutzbrille/Gesichtsschutz tragen. Xi (reizend) Cobaltcarbonat: R 22: Gesundheitsschädlich beim Verschlucken. R 43: Sensibilisierung durch Hautkontakt möglich. R 49: Kann Krebs erzeugen beim Einatmen. R 50/53: Sehr giftig für Wasserorganismen, kann in Gewässern längerfristig schädliche Wirkungen haben. R 60: Kann die Fortpflanzungsfähigkeit beeinträchtigen. S 53: Exposition vermeiden – vor Gebrauch besondere Anweisungen einholen. S 61: Freisetzung in die Umwelt vermeiden. Besondere Anweisungen einholen / Sicherheitsdatenblatt zu Rate ziehen. T (giftig), N (umweltgefährdend) Eisen: R 11: Leichtentzündlich. S 16: Von Zündquellen fernhalten – Nicht Rauchen. F (leichtentzündlich) Eisen(II)oxid: keine Eisen(III)oxid: keine Kaliumdisulfat: keine Lithiumcarbonat: R 22: Gesundheitsschädlich beim Verschlucken. R 36: Reizt die Augen. 33 S 24: Berührung mit der Haut vermeiden. Xn (gesundheitsschädlich) Magnesium: R 11: Leichtentzündlich. R 15: Reagiert mit Wasser unter Bildung hochentzündlicher Gase. S 7/8: Behälter trocken und dicht geschlossen halten. S 43: Zum Löschen Sand verwenden – kein Wasser verwenden. F (leichtentzündlich) Mangandioxid: R 20/22: Gesundheitsschädlich beim Einatmen und Verschlucken. S 25: Berührung mit den Augen vermeiden. Xn (gesundheitsschädlich) Mehl: keine Natriumcarbonat: R 36: Reizt die Augen. S 22: Staub nicht einatmen. S 26: Bei Berührung mit den Augen sofort gründlich mit Wasser abspülen und Arzt konsultieren. Xi (reizend) Sand: keine Schwefelsäure: R 35: Verursacht schwere Verätzungen. S 26: Bei Berührung mit den Augen sofort gründlich mit Wasser abspülen und Arzt konsultieren. S 30: Niemals Wasser hinzugießen. S 45: Bei Unfall oder Unwohlsein sofort Arzt zuziehen (wenn möglich Etikett vorzeigen) C (ätzend) Stärke: keine destilliertes Wasser: keine Wasserstoffperoxid: R 22: Gesundheitsschädlich beim Verschlucken. R 41: Gefahr ernster Augenschäden. S 17: Von brennbaren Stoffen fernhalten. S 26: Bei Berührung mit den Augen sofort gründlich mit Wasser abspülen und Arzt konsultieren. S 39: Schutzbrille/Gesichtsschutz tragen. Xn (gesundheitsschädlich) Zink: R50/53: Sehr giftig für Wasserorganismen, kann in Gewässern längerfristig schädliche Wirkungen haben. S 60: Dieses Produkt und seinen Behälter sind als gefährlicher Abfall zu entsorgen. S 61: Freisetzung in die Umwelt vermeiden. Besondere Anweisungen einholen / Sicherheitsdatenblatt zu Rate ziehen. N (umweltgefährdend) 34
